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6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-61 Corso di Chimica 2004-2005 Lezioni 5-6 Luigi Cerruti

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Presentazione sul tema: "6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-61 Corso di Chimica 2004-2005 Lezioni 5-6 Luigi Cerruti"— Transcript della presentazione:

1 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-61 Corso di Chimica Lezioni 5-6 Luigi Cerruti

2 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-62 Comunicazione di servizio Interattività fra allievi e docente: allenamento per l'esame Ogni sabato per tutta la durata del corso saranno messi rete esercizi di allenamento per l'esame, all'indirizzo: Gli esercizi saranno di due tipi: numerici e domande con risposte aperte Gli esercizi numerici saranno corretti in aula durante la settimana successiva Le risposte alle domande aperte vanno inviate al seguente indirizzo: Le risposte saranno rispedite al mittente opportunamente corrette Ovviamente il docente non terrà in nessun conto gli eventuali errori Anzi, il docente sarà grato all'allievo che avrà così segnalato qualche difficoltà nel meccanismo insegnamento/apprendimento

3 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-63 Comunicazione di servizio Interattività fra allievi e docente: comprensione dei contenuti La comprensione della chimica richiede un modo di pensare abbastanza diverso da quello usuale per un fisico Dubbi e perplessità possono sorgere in ogni momento dedicato allo studio o a rivedere gli appunti Si possono mandare domande su punti specifici di quanto detto a lezione al seguente indirizzo: Le risposte saranno rispedite al mittente opportunamente corrette Presumendo che i dubbi non siano 'individuali' le risposte saranno spedite anche a tutti gli studenti che avranno mandato un mail all'indirizzo citato

4 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-64 La definizione di mole La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12. Le entità elementari devono essere specificate e possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, ecc, ovvero gruppi specificati di tali particelle. La mole è una delle sette unità di misura fondamentali

5 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-65 La definizione di mole La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12. Le entità elementari devono essere specificate e possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, ecc, ovvero gruppi specificati di tali particelle. Si tenga conto che raggruppamenti atomici importantissimi come l'idrossile OH, il carbossile COOH, il solfonile SO 3 Hè non sono nè atomi, nè molecole nè ioni.

6 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-66 La quantità di sostanza come grandezza fisica "Il metro è la lunghezza del cammino percorso dalla luce nel vuoto durante un intervallo di tempo di 1/ di un secondo". vs. "La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12"

7 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-67 La quantità di sostanza come grandezza fisica "Il metro è la lunghezza del cammino percorso dalla luce nel vuoto durante un intervallo di tempo di 1/ di un secondo". vs. "La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12"

8 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-68 La quantità di sostanza come grandezza fisica Come la lunghezza di un cammino corrisponde ad una distanza fra due punti, e cioè ad una specifica grandezza fisica, con relativa unità di misura [ m ] così la quantità di sostanza di un sistema corrisponde ad una particolare capacità di reagire della sostanza, e cioè ad una specifica grandezza fisica, con relativa unità di misura [ mol ]

9 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni 5-69 La quantità di sostanza e le altre grandezze fisiche Ossia: perché la chimica è difficile Per accordo internazionale sette grandezze fisiche sono considerate dimensionalmente indipendenti: grandezza fisica simbolo lunghezza l massa m tempo t corrente elettrica I temperatura T quantità di sostanza n intensità luminosa I v

10 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni La quantità di sostanza e le altre grandezze fisiche Ossia: perché la chimica è difficile Discipline diverse mettono successivamente in gioco le diverse grandezze fisiche: grandezze fisiche disciplina l geometria l, m cinematica l, m, t meccanica l, m, t, I elettricità e magnetismo l, m, t, I, T termodinamica l, m, t, I, T, n chimica

11 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Moli di elementi e di composti Nella fila di bicchieri davanti: una mole di Cu, Pb, Hg, Fe Nella fila di bicchieri dietro: una mole di zucchero, acqua, S 8, S, NaCl La formula dello zucchero è C 12 H 22 O 11 La massa molare dello zucchero è 342 g mol -1

12 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni La rete di reazioni che collega le sostanze semplici e composte C + O 2 CO 2 (1) H 2 + ½ O 2 H 2 O (2) C + ½ O 2 CO (3) C + H 2 O CO + H 2 (4) CO + 2 H 2 CH 3 OH (5)

13 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni La rete di reazioni che collega le sostanze semplici e composte C + O 2 CO 2 (1) combustione del carbonio H 2 + ½ O 2 H 2 O (2) combustione dell'idrogeno C + ½ O 2 CO (3) combustione parziale del carbonio C + H 2 O CO + H 2 (4) produzione del 'gas d'acqua' CO + 2 H 2 CH 3 OH (5) reazione di Fischer-Tropsch

14 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni La reazione di Fischer-Tropsch CO + 2 H 2 CH 3 OH (1) 2 CO + 4 H 2 C 2 H H 2 O (2) n CO + 2n H 2 H-(CH 2 ) n -OH + (n-1) H 2 O (1') n CO + 2n H 2 (CH 2 ) n + n H 2 O (2')

15 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni La costante di Avogadro Osservazioni importanti: –Essendo una costante con dimensione mol -1 in nessun caso può essere confusa con un 'numero' –La costante di Avogadro dipende dalla definizione di mole e non viceversa –La costante di Avogadro indica il numero di entità microscopiche contenute in una mole –E' opportuno ricordare che la quantità di sostanza è una proprietà di un sistema di particelle microscopiche La costante di Avogadro vale: N A = 6,022 x mol -1

16 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Massa atomica relativa (mar) E' il rapporto tra la massa di un atomo di un elemento naturale (spesso una miscela di isotopi ) e la dodicesima parte della massa dellatomo di carbonio 12. Il suo valore per ogni elemento risulta facendo la media tra i valori massimo e minimo, trovati sperimentalmente e di dimostrata alta precisione, su tutti i materiali normali noti (Definizione della IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry) La massa atomica relativa è detta anche peso atomico, in ogni caso questa grandezza è adimensionale.

17 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Massa atomica relativa Il caso del fosforo Il fosforo è un elemento mononuclidico, è cioè costituito esclusivamente dal nuclide 31 P. La massa atomica relativa del fosforo è 30, Ciò significa che la massa di un atomo di fosforo-31 è 30, volte maggiore della dodicesima parte della massa dellatomo di carbonio 12.

18 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Massa atomica relativa Il caso del silicio Il silicio è un elemento polinuclidico costituito in maggioranza (92,21 %) dallisotopo 28 Si (27, amu) ma contenente il 4,70 % dellisotopo 29 Si (28, amu) e il 3,09 % dellisotopo 30 Si (29,97376 amu). La massa atomica relativa del silicio è 28,086. Ciò significa che la massa di un atomo di silicio naturale (media tra quelle dei tre isotopi) è 28,086 volte maggiore della dodicesima parte della massa dellatomo di carbonio 12.

19 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Condizioni standard per i gas E' utile definire le condizioni standard di uno stato di riferimento per i gas. Si è assunta come temperatura standard 0 °C Si è assunta come pressione standard 1 atm Si ricordi che 0 °C corrispondono a 273,15 K

20 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Condizioni standard per i gas Un avviso preliminare E' necessario tener conto che le condizioni standard di uno stato di riferimento per i gas sono diverse dalle condizioni standard adottate in termodinamica In termodinamica la temperatura standard è 25 °C In termodinamica la pressione standard è sempre 1 atm Si ricordi che 25 °C corrispondono a 298,15 K

21 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Le grandezze molari Si definiscono molari tutte le grandezze riferite ad una mole di sostanza. Due esempi importanti sono i seguenti: –massa molare: è la massa di una mole di sostanza, ed è espressa in g mol -1 –volume molare: è il volume di una mole di sostanza, ed è espresso in cm 3 mol -1 Nel caso dei gas il volume molare è espresso in L mol -1, e a TPS vale 22,4 L mol -1 T

22 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Masse molari degli elementi Il rame Cu ha m.a.r. 63,546 La massa di una mole di Cu è 63,54 g La massa molare del Cu 63,54 g mol -1 Domanda: quante moli di rame sono contenute in un campione del metallo che pesa 15,30 g? Risposta: 15,30 g / 63,54 g mol -1 = 0,24 mol

23 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Masse molari degli elementi L'ossigeno ha m.a.r. 15,9994 La massa di una mole di O è 15,99 g La massa molare dell'ossigeno atomico è 15,99 g mol -1 Domanda: quante moli di ossigeno O 2 sono contenute in un campione del gas che nelle condizioni normali ha un volume di 12,45 L? Risposta: 12,45 L / 22,4 L mol -1 = 0,56 mol Attenzione: 0,56 mol di O 2 corrispondono a 1,12 mol di O

24 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Diversi tipi di formula per i composti Per un composto molecolare la formula di riferimento è data dalla formula molecolare acqua H 2 O L'analisi chimica elementare permette di valutare il tipo di atomi che partecipano al composto e il loro numero relativo. Questo dato è espresso mediante la formula minima La formula di struttura di una sostanza indica le relazioni topologiche fra gli atomi che costituiscono la molecola Nel caso di sostanze ioniche, in cui non esistono molecole con composizione corrispondente a quella della sostanza in esame, ci si riferisce spesso alla formula minima, ad es. NaCl

25 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Due formule di struttura Acido salicilicoFastac

26 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Formule e massa molare relativa Data una formula di qualsiasi tipo possiamo calcolare la massa molare relativa sommando le masse molari relative degli elementi indicati nella formula, moltiplicate per il numero di atomi dell'elemento presenti nella formula. Dato il gruppo COOH, la massa molare relativa è x = 45 Data la formula NaCl, la massa molare relativa è ,45 = 58,45 Ci si può riferire ai 'pesi atomici' e al 'peso formula', avendo ben presente che si tratta di numeri adimensionali

27 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Il rapporto fra quantità di sostanza in moli e massa in grammi Convertire 1,5 mol di ossigeno atomico in g m.a.r. (O) 16; massa molare (O) 16 g mol -1 1,5 mol 16 g mol -1 = 24 g Convertire 2,5 mol di ossigeno molecolare in g m.m.r. (O 2 ) 32; massa molare (O 2 ) 32 g mol -1 2,5 mol 32 g mol -1 = 80 g Convertire 2,5 mol di cloruro di sodio (NaCl) in g peso formula NaCl = 22, ,45 = 58,44 massa molare NaCl 58,44 g mol -1 2,5 mol 58,44 g mol -1 = 146,1 g Convertire 10 g di ammoniaca (NH 3 ) in moli m.m.r. (NH 3 ) 17 massa molare 17 g mol g /17 g mol -1 = 0,59 mol

28 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni La formula minima La formula minima di un composto chimico rappresenta soltanto i rapporti numerici esistenti tra gli atomi nel composto; può coincidere con la vera formula o essere un suo sottomultiplo. Molti composti diversi possono avere la stessa formula minima, così CH 2 O è la formula minima, della formaldeide, dell'acido acetico, e del glucosio. La formula minima di un composto chimico è ottenuta sperimentalmente mediante l'analisi elementare

29 6 ottobre 2004Corso di Chimica Lezioni Eguale formula minima, diversa formula molecolare Sia data la formula minima CH 2 O Nella formaldeide la formula molecolare è CH 2 O Nell'acido acetico la formula molecolare è C 2 H 4 O 2 Nel glucosio la formula molecolare è C 6 H 12 O 6


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